1、3.2 离子键 离子晶体 学案（苏教版选修3）三点剖析一、离子键1.离子键的形成前面我们已经学过，金属元素的电负性小，其原子易失去价电子形成阳离子；非金属元素的电负性较大，其原子易得到电子形成阴离子，当这两种原子相互接近到一定程度时，容易发生电子得失而形成阴、阳离子，阴、阳离子通过静电作用形成稳定化合物。这种阴、阳离子通过静电作用形成的化学键叫离子键。阴、阳离子是形成离子键必不可少的粒子，缺一不可。如MgCl2中含有Mg2+、Cl-，KAl（SO4）212H2O中含有K+、Al3+、SO2-4及H2O分子。可见，离子化合物中含阴、阳离子至少各1种，且不一定不含分子。2.离子键的实质离子键的实质
2、是静电作用，它包括阴、阳离子之间的引力和它们的核与核、电子与电子之间的斥力两个方面，当引力和斥力之间达到平衡时，就形成了稳定的离子化合物，它就不再显电性，即显电中性。离子键的强弱与阴、阳离子所带电荷及核间距有关。据库仑定律可知(k为系数)。3.离子键的特征没有方向性和饱和性。为什么这样说呢？那是因为在通常情况下，阴、阳离子可看成球形对称，它们的电荷分布也是球形对称的，它们在空间的各个方向上的静电作用相同，所以在各个方向上都可以与带相反电荷的离子发生静电作用，且在静电作用能达到的范围内，只要空间条件允许、一个离子可以同时吸引多个带相反电荷的离子。因此，离子键没有方向性和饱和性。二、离子晶体1.离
3、子键：（1）定义：阴、阳离子之间强烈的电性作用。（2）特征：无饱和性和方向性。（3）本质：电性作用。（4）存在：离子晶体中。2.离子晶体：（1）定义：阴、阳离子通过离子键结合，在空间呈现有规律的排列所形成的晶体。注意：离子晶体的构成粒子是阴、阳离子，所以在离子晶体中，无分子存在，也无原子存在。如NaCl、CsCl只表示晶体中阴阳离子个数比，不表示分子式。（2）常见的AB型离子晶体有NaCl型、CsCl型、ZnS型等。（3）晶格能：定义：1 mol离子化合物中阴、阳离子，由相互远离的气态结合成离子晶体所放出的能量；表示意义：晶格能越大，表示离子键越强，离子晶体越稳定，熔、沸点越高。可借助库仑定律
4、来比较；晶格能的大小：晶格能与离子晶体中阴、阳离子所带电荷的乘积成正比，与阴、阴离子的距离成反比，数学表达式为：晶格能。（4）离子晶体的物理性质：离子晶体具有较高的熔点、沸点，难挥发。离子晶体中，阴、阳离子间有强烈的相互作用（离子键），要克服离子间的相互作用力使物质熔化和沸腾，就需要较多的能量。因此，离子晶体具有较高的熔点、沸点和难挥发的性质。NaCl、CsCl的熔点分别是801 、645 ;沸点分别是1 413 、1 290 。而共价化合物H2O的熔点为0 、沸点为100 ,这就低得多了。离子晶体硬而脆。离子晶体中，阴、阳离子之间有较强的离子键，因此离子晶体表现出了较高的硬度，当晶体受到冲击
5、力作用时，部分离子键发生断裂，导致晶体破碎。离子晶体不导电，熔化或溶于水后能导电。离子晶体中，离子键较强，离子不能自由移动，即晶体中无自由移动的离子，因此离子晶体不导电。当升高温度时，阴、阳离子获得足够能量，克服了离子间的相互作用，成了自由移动的离子，在外界电场作用下，离子定向移动而导电。离子化合物溶于水时，阴、阳离子受到水分子作用变成了自由移动的离子（或水合离子），在外界电场作用下，阴、阳离子定向移动而导电。大多数离子晶体易溶于极性溶剂（如水）中，难溶于非极性溶剂（如汽油、煤油）中。当把离子晶体放在水中时，极性水分子对离子晶体中的离子产生吸引作用，使晶体中的离子克服了离子间的作用而电离，变成
6、在水中自由移动的离子。离子晶体包括强碱、活泼金属形成的盐、铵盐、活泼金属氧化物等。一般地，活泼金属（如K、Ca、Na、Mg等）与活泼的非金属（如氯、溴、氧等）化合成的物质形成的晶体为离子晶体。但并不是所有金属和非金属元素形成的化合物都为离子化合物，如AlCl3为分子晶体。(5)疑难点：有关离子晶体晶胞的计算处于立方体顶点的粒子同时为8个晶胞所共有，每个粒子有1/8属于该晶胞。处于立方体棱上的粒子，同时为4个晶胞所共有，每个粒子有1/4属于该细胞。处于立方体面上的粒子，同时为2个晶胞所共有，每个粒子有1/2属于该晶胞。处于立方体内部的粒子，完全属于该晶胞。三、离子晶体中离子的配位数为什么不同的正
7、、负离子结合成离子晶体时，会形成配位数不同的空间构型呢？这是因为在某种结构下该离子化合物的晶体最稳定，体系的能量最低，一般决定离子晶体构型的主要因素有正、负离子的半径（几何因素）和离子的电子层结构（电荷因素）。（1）对于AB型离子晶体来说，正、负离子的半径比与配位数和晶体构型的关系如下表所示。半径比（）配位数构型实例0.4140.7326NaCl型NaCl、KCl、NaBr、LiF、CaO、MgO、CaS0.73218CsCl型CsCl、CsBr、CsI、NH4Cl表中的半径比可以根据图中的三角形，利用几何图形计算出的值。即当=0.414时，阴、阳离子间是直接接触的，阴离子也是相互接触的。当0
8、.414时，负离子互相接触（排斥），而正负离子接触不良，这样的构型不稳定，所以晶体只能转更小的配位数以求稳定，如ZnS；当0.414时，阴离子之间接触不良，而阴、阳离子之间相互接触吸引作用较强，这种结构较为稳定，配位数为6；当0.732时，阳离子相对地增大，它有可能接触更多的阴离子，使配位数为8。对于离子化合物中离子的任一配位数来说，都有一相应的阴、阳离子半径的比值。例如：NaCl的=95 pm/181 pm=0.52，配位数为6；CsCl的=169 pm/181 pm=0.93，配位数为8。（2）阴、阳离子的电荷也是决定离子晶体配位数的一个重要因素。如果正、负离子的电荷不同，正、负离子的个数
9、比一定不同，结果是，正、负离子的配位数就不会相同。这种正、负离子的电荷比决定离子晶体结构的因素，就是电荷因素。如CaF2晶体中，Ca2+的配位数是8，F-的配位数是4。值得注意的是，离子型化合物的正、负离子半径比规则，只能应用于离子型晶体，而不能用它判断共价型化合物的结构。各个突破【例1】下列叙述错误的是（）A.带相反电荷离子之间的相互吸引称为离子键B.金属元素与非金属元素化合时，不一定形成离子键C.某元素的原子最外层只有一个电子，它跟卤素结合时所形成的化学键不一定是离子键D.非金属元素形成的化合物中不可能含有离子键解析：相互作用包括相互吸引和相互排斥两个方面，A错；B正确，如AlCl3、Be
10、Cl2是由活泼金属与活泼非金属形成的共价化合物；C正确，如HCl是通过共价键形成的；D错，如是由非金属元素形成的阳离子，铵盐为离子化合物。答案：AD类题演练1下列叙述错误的是（）A.离子键没有方向性和饱和性，而共价键有方向性和饱和性B.两种不同的非金属元素可以形成离子化合物C.配位键在形成时，是由成键双方各提供一个电子形成共用电子对D.金属键的实质是金属中的“自由电子”与金属阳离子形成的一种强烈的相互作用解析：A项正确，这是离子键区别于共价键的特征；B项正确，例如，氮元素和氢元素形成的，离子化合物NH4H；C项错误，形成配位键的条件是，形成配位键的一方是能够提供孤对电子的原子，另一方是具有接受
11、孤对电子的空轨道的原子，D项正确，这是金属键的本质。答案：C变式提升1（2006北京西城高三抽样，7）下列说法正确的是（）A.离子化合物中一定不含共价键B.共价化合物中一定不含离子键C.两种元素组成的化合物中一定不含非极性键D.由于水分子之间存在氢键，所以水分子比较稳定解析：本题考查物质结构与化学键的知识，离子化合物中可含有共价键；A项错误；两种元素组成的化合物中可含有非极性键，如Na2O2,C错误；分子稳定与分子间力无关，D项错误；B项正确。答案：B温馨提示关于离子键和化学键、离子化合物和共价化合物等概念之间的区别和联系，同学们一定要弄清，不要混为一谈。(1)离子化合物中不一定含金属元素，如
12、NH4NO3是离子化合物，但全部由非金属元素组成；含金属元素的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3、BeCl2等是共价化合物。（2）离子键只存在于离子化合物中，离子化合物中一定含离子键，也可能含共价键，如NaOH、ZnSO4、Na2O2等。（3）离子化合物受热分解时会破坏离子键，从水溶液中结晶形成离子化合物时会形成离子键，但两个过程都是物理变化。因此，破坏化学键或形成化学键不一定发生化学变化，但化学变化过程中一定有旧化学键的断裂和新化学键的形成。【例2】 下列性质中，可以较充分说明某晶体是离子晶体的是（）A.具有较高的熔点B.固态不导电，水溶液能导电C.可溶于水D.固态不导电，熔融状态能导电
13、解析：A选项，原子晶体熔点也较高；B选项，有些分子晶体如HCl的水溶液也能导电；C选项，有些分子晶体也溶于水；分子晶体在液态时不导电，离子晶体在熔融时可导电。答案：D类题演练2NaF、NaI、MgO均为离子化合物，根据下列数据，这三种化合物的熔点高低顺序是（）物质NaFNaIMgO离子电荷数1 12键长/10-10m2.313.18 2.10A.B.C.D.解析：离子晶体的熔点与离子键强弱有关，而离子键的强弱可借助物理学公式：判断，即由离子电荷数多少和离子半径大小进行判断。离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，晶体的熔点越高。故此可判断答案为B。答案：B变式提升2（2006山东高考，6
14、）在常温常压下是气态的化合物，降温使其固化得到的晶体属于()A.分子晶体B.原子晶体C.离子晶体D.何种晶体无法判断解析：使粒子结合成原子晶体或离子晶体的共价键、离子键比较强，所以这两种类型的晶体在常温下一般均为固态。常温下为气态的物质一般由分子组成，其降温固化过程为简单的物理变化，因此仍为分子晶体，而经特殊工艺处理有可能获得原子晶体。答案：A类题演练3晶体具有规则的几何外形，晶体中最基本的重复单元称为晶胞。NaCl晶体结构如右图所示。已知FexO晶体晶胞结构为NaCl型，由于晶体缺陷，x值小于1。测知FexO晶体密度为=5.71 gcm-3,晶胞边长为4.2810-10m。（1）FexO中x
15、值(精确至0.01)为_。（2）晶体中的Fen+分别为Fe2+、Fe3+,在Fe2+和Fe3+的总数中，Fe2+所占分数（用小数表示，精确至0.001）为_。（3）此晶体化学式为_。（4）与某个Fe2+(或Fe3+)距离最近且等距离的O2-围成的空间几何形状是_。（5）在晶体中，铁元素的离子间最短距离为_m。解析：根据NaCl晶体结构，1个NaCl晶胞是由8个小立方体（如下图）构成的。每个小立方体为个Na+、个Cl-,同理在FexO晶体中，每个小立方体为个“FexO分子”，完整晶体中（如下图），Fe、O交替出现，x=1。每个小立方体的质量为：m=V=5.71 gcm-3()3=5.6010-2
16、3 g。M（FexO）=2 mNa=25.6010-23 g6.021023mol-1=67.4 gmol-1。56.0 gmol-1x+16.0 gmol-11=67.4 gmol-1x=0.92。（2）设1 mol Fe0.92O中，n(Fe2+)=y mol,则：n(Fe3+)=(0.92-y)mol。根据化合物中各元素正负化合价代数和为零的原则：2y+3(0.92-y)+(-2)1=0,y=0.76。故Fe2+所占分数为0.76/0.92=0.826。（3）由于Fe2+为0.76,则Fe3+为0.92-0.76=0.16，故化学式为：Fe2+0.76Fe3+0.16O。（4）如右图;铁
17、元素离子间的距离=1.414.2810-10 m12=3.0210-10 m。答案：（1）0.92(2)0.826(3)Fe2+0.76Fe3+0.16O(4)正八面体（5）3.0210-10变式提升3在离子晶体中，阴、阳离子按一定规律在空间排列，下图（左）是NaCl的晶体结构。在离子晶体中，阴阳离子具有或接近具有球对称的电子云，它们可以被看成是不等径的钢性圆球，并彼此相切（如下图中）。离子键的键长是相邻阴、阳离子的半径之和（如下图右）。已知a为常数。试回答下列问题：（1）在NaCl晶体中，每个Na+同时吸引个Cl-,而Na+数目与Cl-数目之比为_。（2）Na+半径与Cl-半径之比=_。（已
18、知=1.414,=1.732,=2.236)(3)NaCl晶体不存在分子，但在温度达到1 413 时，NaCl晶体形成气体，并以分子形式存在，现有29.25 g NaCl晶体，强热使温度达到1 450 ,测得气体体积为5.6 L(已折算为标准状况)，则此时氯化钠气体的分子式（化学式）为_。解析：(1)观察晶体的结构分析可知，每个Na+同时吸引6个Cl-，在每个晶胞中含Na+:8+6=4(个)，含Cl-:12+1=4(个)，即Na+与Cl-数目之比为11。（2）由图（），因为r(Cl-)r(Na+),则r(Cl-)=,2r(Na+)=a-2r(Cl-)=a-2,r(Na+)=,=-1=0.414
19、。（3）=117(gmol-1)设NaCl化学式为（NaCl）n,有58.5n=117,n=2。即NaCl气体的化学式为Na2Cl2。答案：（1）611(2)0.4141(3)Na2Cl2【例3】几种离子的半径如下表所示：离子Be2+Mg2+La3+K+F-离子半径/pm3165104133136下列各离子晶体中阳离子配位数与氯化钠中钠离子配位数相同的是（）A.LaF3B.MgF2C.BeF2D.KF解析：氯化钠中Na+配位数为6,半径比（）在0.4140.732之间时配位数为6。分别计算各选项中离子半径比，MgF2中=0.478合题意，其余均不在此范围内，故选B。答案：B类题演练4已知离子半
20、径Cs+=169 pm,S2-=184 pm，则硫化铯中各离子配位数是（）A.Cs+配位数为6，S2-配位数为6B.Cs+配位数为6，S2-配位数为3C.Cs+配位数为8，S2配位数为8D.Cs+配位数为4，S2-配位数为8解析：由，故硫化铯的配位数为8，又由Cs+、S2-的电荷比为12，原子个数比为21，故选D。答案：D类题演练5（探究题）已知LiI晶体结构为NaCl型，实验测得Li+和I-最邻近的距离为3.0210-10 m，假定I-和Li+都是刚性球，试完成下列问题：（1）欲计算得Li+和I-的近似半径，你还必须做何假设？（2）计算Li+、I-的近似半径。（3）若用另一种方法测得Li+的
21、半径为6.010-116.810-11 m，试验证你的假设是否正确。答案：（1）运用假设方法，从复杂的微观体系中抽象出数学模型。欲求得I-和Li+的近似半径，除假设I-和Li+是刚性球外，还需要再假定两刚性球间彼此相切，这才将Li+和I-的距离看成是两离子半径之和。（2）根据NaCl的晶体结构即可建立如图所示的“数学模型”。设图中大圆表示I-，半径为r-，小圆为Li+，半径为r+，则有如下关系：AC=2(r+r-)=sin 45BC=2r-由式，得-=0.414又由假定知：r+r-=0.302 nm联立求解r+=0.088 nm,r-=0.214 nm（3）r+0.0600.068 nm,说明可将Li+和I-看成刚性球但实际不相切。因为电子之间互相排斥，致使两离子半径之和小于它们之间的理论距离。变式提升4为什么不同的阴、阳离子结合成晶体时，会形成配位数不同的空间构型呢？答案：为在某种结构下该离子化合物的晶体最稳定，体系的能量最低。一般决定离子晶体构型的主要因素有阴、阳离子的半径比的大小和离子的电子层构型等。
